水溶液中的離子平衡(復(fù)習(xí))

水溶液中的離子平衡（復(fù)習(xí)）一、弱電解質(zhì)的電離1、定義：電解質(zhì)、非電解質(zhì)；強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)

物質(zhì)單質(zhì)化合物電解質(zhì)非電解質(zhì)：大多數(shù)非金屬氧化物和有機(jī)物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、絕大多數(shù)金屬氧化物和鹽。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質(zhì)：弱酸、弱堿和水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、

H2O……混和物純凈物練習(xí)：下列說法中正確的是（）

A、能溶于水的鹽是強(qiáng)電解質(zhì)，不溶于水的鹽是非電解質(zhì)；

B、強(qiáng)電解質(zhì)溶液中不存在溶質(zhì)分子；弱電解質(zhì)溶液中必存在溶質(zhì)分子；

C、在熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物一定是離子化合物，也一定是強(qiáng)電解質(zhì)；

D、Na2O2和SO2溶液于水后所得溶液均能導(dǎo)電，故兩者均是電解質(zhì)。BC2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：在一定條件下（溶于水或熔化）能否電離（以能否導(dǎo)電來證明是否電離）電解質(zhì)——離子化合物或共價化合物非電解質(zhì)——共價化合物注意：離子化合物與共價化合物鑒別方法：熔融狀態(tài)下能否導(dǎo)電練習(xí)：下列說法中錯誤的是（）A、非電解質(zhì)一定是共價化合物；離子化合物一定是強(qiáng)電解質(zhì)；B、強(qiáng)電解質(zhì)的水溶液一定能導(dǎo)電；非電解質(zhì)的水溶液一定不導(dǎo)電；C、濃度相同時，強(qiáng)電解質(zhì)的水溶液的導(dǎo)電性一定比弱電解質(zhì)強(qiáng)；D、相同條件下，pH相同的鹽酸和醋酸的導(dǎo)電性相同。B3、強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的本質(zhì)區(qū)別：在水溶液中是否完全電離（或是否存在電離平衡）注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì)③強(qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強(qiáng)電解質(zhì)）4、強(qiáng)酸（HA）與弱酸（HB）的區(qū)別：(1)溶液的物質(zhì)的量濃度相同時，pH(HA)pH(HB)(2)pH值相同時，溶液的濃度C(HA)C(HB)(3)pH相同時，加水稀釋同等倍數(shù)后，pH(HA）pH(HB)練習(xí)：物質(zhì)的量濃度相同的鹽酸、硫酸和醋酸溶液，pH最小的是

，pH最大的是

_____；體積相同時分別與同種NaOH溶液反應(yīng)，消耗NaOH溶液的體積大小關(guān)系為

。pH相同的鹽酸、硫酸和醋酸溶液，物質(zhì)的量濃度最小的是

，最大的是

________；體積相同時分別與同種NaOH溶液反應(yīng)，消耗NaOH溶液的體積大小關(guān)系為

。甲酸和乙酸都是弱酸，當(dāng)它們的濃度均為0.10mol/L時，甲酸中的c(H+)為乙酸中c(H+)的3倍，欲使兩溶液中c(H+)相等，則需將甲酸稀釋至原來的

3倍（填“<”、“>”或“=”）；試推測丙酸的酸性比乙酸強(qiáng)還是弱

。＜＜>H2SO4CH3COOHV硫酸>V鹽酸=V醋酸（或V硫酸=2V鹽酸=2V醋酸）H2SO4CH3COOHV醋酸>V鹽酸=V硫酸弱二、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡：H2O=H++OH-

水的離子積：KW=[H+]·[OH-]25℃時,[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+]·[OH-]=10-14注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定

KW不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）2、水電離特點：（1）可逆（2）吸熱（3）極弱3、影響水電離平衡的外界因素： ①酸、堿：抑制水的電離（pH之和為14的酸和堿的水溶液中水的電離被同等的抑制）②溫度：促進(jìn)水的電離（水的電離是吸熱的）③易水解的鹽：促進(jìn)水的電離（pH之和為14兩種水解鹽溶液中水的電離被同等的促進(jìn)）練習(xí)：試比較pH=3的HAc、pH=4的NH4Cl、pH=11的NaOH、pH=10Na2CO3四種溶液中水的電離程度從大到小的順序是

。NH4Cl=Na2CO3>HAc=NaOH4、溶液的酸堿性和pH：（1）pH=-lg[H+]注意：①酸性溶液不一定是酸溶液（可能是

_____溶液）；②pH＜7溶液不一定是酸性溶液（只有溫度為常溫才對）；③堿性溶液不一定是堿溶液（可能是

_____溶液）。練習(xí)：已知100℃時，水的KW=1×10-12，則該溫度下（1）NaCl的水溶液中[H+]=

，pH=

，溶液呈

（2）0.005mol/L的稀硫酸的pH=

；0.01mol/L的NaOH溶液的

pH=強(qiáng)酸弱堿鹽強(qiáng)堿弱酸鹽10-6mol/L66中性210（2）pH的測定方法：酸堿指示劑——甲基橙、石蕊、酚酞pH試紙——最簡單的方法。操作：將一小塊pH試紙放在潔凈的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液點試紙中部，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較讀數(shù)即可。注意：①事先不能用水濕潤PH試紙；②只能讀取整數(shù)值或范圍（3）常用酸堿指示劑及其變色范圍：三、混合液的pH值計算方法公式1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：（先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子數(shù)相加除以總體積，再求其它）

[H+]混

=（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：（先求[OH-]混：將兩種酸中的OH?離子數(shù)相加除以總體積，再求其它）

[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）

(注意:不能直接計算[H+]混)3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：（先據(jù)H++OH-==H2O計算余下的H+或OH-，①H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混；OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它）

注意：在加法運算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不計！練習(xí)：

將pH=1的HCl和pH=10的NaOH溶液等體積混合，所得溶液的pH=

；將pH=5的H2SO4和pH=12的NaOH溶液等體積混合，所得溶液的pH=

；20mLpH=5的鹽酸中加入1滴（0.05mL）0.004mol/LBa(OH)2溶液后pH=

。1.3；11.7；9四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均為7稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。五、“酸、堿恰好完全反應(yīng)”與“自由H+與OH-恰好中和”酸堿性判斷方法1、酸、堿恰好反應(yīng)（現(xiàn)金+存款相等）：恰好生成鹽和水，看鹽的水解判斷溶液酸堿性。（無水解，呈中性）2、自由H+與OH-恰好中和（現(xiàn)金相等），即“14規(guī)則：pH之和為14的兩溶液等體積混合，誰弱顯誰性，無弱顯中性?！保荷甥}和水，弱者大量剩余，弱者電離顯性。（無弱者，呈中性）練習(xí)：(1)100mLpH=3的H2SO4中加入10mL0.01mol/L氨水后溶液呈

性，原因是

_______；pH=3的HCl與pH=11的氨水等體積混合后溶液呈

_____性，原因是

。（2）室溫時，0.01mol/L某一元弱酸只有1%發(fā)生了電離，則下列說法錯誤的是A、上述弱酸溶液的pH＝4B、加入等體積0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH＝7C、加入等體積0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH＞7D、加入等體積pH=10的NaOH溶液后，所得溶液的pH＜7酸恰好反應(yīng)生成(NH4)2SO4，NH4+水解呈酸性堿氨水過量，電離產(chǎn)生的OH-使溶液呈堿性。B六、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）1、鹽類水解規(guī)律：①有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰強(qiáng)顯誰性，兩弱相促進(jìn)，兩強(qiáng)不水解。②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸水解程度大，堿性更強(qiáng)。(如:Na2CO3＞NaHCO3)③弱酸酸性強(qiáng)弱比較：A、同主族元素最高價含氧酸的酸性遞減，無氧酸的酸性遞增（利用特殊值進(jìn)行記憶。如酸性：HF<HCl；HNO3>H3PO4）B、飽和一元脂肪酸的碳原子數(shù)越小，酸性越強(qiáng)（如HCOOH>CH3COOH）C、一些常見的酸的酸性：HClO、HAlO2、苯酚為極弱酸；醋酸>碳酸；磷酸和H2SO3為中強(qiáng)酸；HClO4為最強(qiáng)含氧酸等。練習(xí)：

（1）下列物質(zhì)不水解的是

；水解呈酸性的是

；水解呈堿性的是_____________.

①FeS②NaI③NaHSO4④KF⑤NH4NO3⑥C17H35COONa（2）濃度相同時，下列溶液性質(zhì)的比較錯誤的是（）①酸性：H2S>H2Se②堿性：Na2S>NaHS

③堿性：HCOONa>CH3COONa④水的電離程度：NaAc<NaAlO2

⑤溶液的pH：NaHSO3<Na2SO4<NaHCO3<NaClO①②③⑤④⑥①③2、鹽類水解的特點：（1）可逆（2）程度?。?）吸熱練習(xí)：下列說法錯誤的是：A、NaHCO3溶液中碳元素主要以HCO3-存在；B、Na2CO3溶液中滴加酚酞呈紅色，加熱紅色變深；C、NH4Cl溶液呈酸性這一事實能說明氨水為弱堿；D、在稀醋酸中加醋酸鈉固體能促進(jìn)醋酸的電離。D3、影響鹽類水解的外界因素：①溫度：溫度越高水解程度越大（水解吸熱）②濃度：濃度越小，水解程度越大（越稀越水解）③酸堿：促進(jìn)或抑制鹽的水解（H+促進(jìn)陰離子水解而抑制陽離子水解；OH-促進(jìn)陽離子水解而抑制陰離子水解）練習(xí)：

Na2CO3溶液呈堿性,原因用方程式表示為

；能減少Na2CO3溶液中CO32-濃度的措施可以是（）①加熱②加少量NaHCO3固體③加少量(NH4)2CO3固體④加少量NH4Cl⑤加水稀釋⑥加少量NaOHCO32-+H2O=HCO3-+OH-①④⑤4、酸式鹽溶液的酸堿性：①只電離不水解：如HSO4-

②電離程度＞水解程度，顯酸性（如:HSO3-

、H2PO4-）③水解程度＞電離程度，顯堿性（如：HCO3-

、HS-

、HPO42-）練習(xí)：寫出NaH2PO4溶液中所有的水解和電離方程式

，并指示溶液中[H3PO4]、[HPO42-]與[H2PO4-]的大小關(guān)系

。H2OH++OH-

；H2PO4-HPO42-+H+；HPO42-PO43-+H+；H2PO4-+H2OH3PO4+OH-[H2PO4-]>[HPO42-]>[H3PO4]5、雙水解反應(yīng)：（1）構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)為雙水解反應(yīng)（即弱酸弱堿鹽）。雙水解反應(yīng)相互促進(jìn)，水解程度較大，有的甚至水解完全。其促進(jìn)過程以NH4Ac為例解釋如下：

NH4Ac==NH4++Ac-

NH4++H2ONH3·H2O+H+

Ac-+H2OHAc+OH-

兩個水解反應(yīng)生成的H+和OH-反應(yīng)生成水而使兩個水解反應(yīng)的生成物濃度均減少，平衡均右移。

（2）常見的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的方程式寫“==”并標(biāo)“↑↓”，其離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3++3S2-+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2S↑

練習(xí)：

寫出Al3+與CO32-、HCO3-在水溶液中反應(yīng)的離子方程式：

____________________，_________；在足量Na2CO3溶液中加少量硫酸鋁溶液的離子方程式為

___________，泡沫滅火器中使用硫酸鋁與小蘇打而不用純堿的原因是

_________________；能鑒別Na2CO3、NaOH、NaCl、AgNO3和苯酚鈉五種溶液的一種試劑是

。2Al3++3CO32-+3H2O==2Al(OH)3↓+3CO2↑；Al3++3HCO3-==Al(OH)3↓+3CO2↑

Al3++3CO32-+3H2O==Al(OH)3↓+3HCO3-產(chǎn)生同樣多的CO2，用純堿消耗的Al3+多；用純堿有可能不產(chǎn)生CO2或產(chǎn)氣量很少6、鹽類水解的應(yīng)用：①混施化肥（N、P、K三元素不能變成↑和↓）②泡沫滅火劑（用硫酸鋁和小蘇打為原料，雙水解）③FeCl3溶液止血劑（血漿為膠體，電解質(zhì)溶液使膠體凝聚）④明礬凈水（Al3+水解成氫氧化鋁膠體，膠體具有很大的表面積，吸附水中懸浮物而聚沉）⑤NH4Cl焊接金屬（氯化銨呈酸性，能溶解鐵銹）⑥判斷溶液酸堿性（強(qiáng)者顯性）⑦比較鹽溶液離子濃度的大小⑧判斷離子共存（雙水解的離子產(chǎn)生沉淀和氣體的不能大量共存）⑨配制鹽溶液（加對應(yīng)的酸防止水解）七、電離、水解方程式的書寫原則1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫例：H2S的電離H2SH++HS-

；HS-H++S2-例：Na2S的水解：H2O+S2-HS-+OH-

H2O+HS-H2S+OH-

注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當(dāng)微弱。2、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫

例：Al3++3H2OAl(OH)3+3H+下列方程式中屬于電離方程式的是

；屬于水解方程式的是

A、HCO3-+H2OH3O++CO32-

B、BaSO4==Ba2++SO42-C、AlO2-+2H2OAl(OH)3+OH-

D、CaCO3(s)Ca2++CO32-ABC八、溶液中微粒濃度的大小比較

1、基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的兩種守恒關(guān)系：①電荷守恒（電荷數(shù)前移）:任何溶液均顯電中性，各陽離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和＝各陰離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和②物料守恒(原子個數(shù)前移):

某原子的總量(或總濃度)＝其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和③質(zhì)子守恒(得失H+個數(shù)前移):：

∑得質(zhì)子后形成的微粒濃度·得質(zhì)子數(shù)==∑失質(zhì)子后形成的微粒濃度·失質(zhì)子數(shù)2、同濃度的弱酸和其弱酸鹽、同濃度的弱堿和其弱堿鹽的電離和水解強(qiáng)弱規(guī)律：①中常化學(xué)常見的有三對等濃度的HAc與NaAc的混合溶液：

弱酸的電離＞其對應(yīng)弱酸鹽的水解，溶液呈酸性等濃度的NH3·H2O與NH4Cl的混合液：

弱堿的電離＞其對應(yīng)弱堿鹽的水解，溶液呈堿性等濃度的HCN與NaCN的混合溶液：

弱酸的電離<其對應(yīng)弱酸鹽的水解，溶液呈堿性②掌握其處理方法（即抓主要矛盾）例：0.1mol/LCH3COOH和0.1mol/LCH3COONa溶液等體積混合后溶液呈酸性，則∵溶液呈酸性，∴CH3COOH的電離＞CH3COONa的水解，∴[HAc]<0.1mol/L，[Ac-]>0.1mol/L.

（因為NaAc的水解呈堿性被HAc的電離呈酸性所掩蓋，故可當(dāng)作“只HAc電離，而NaAc不水解”考慮，即只考慮酸的電離。）九、酸堿中和滴定

十、溶解平衡

1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見知識（1）溶解度小于0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。生成難溶電解質(zhì)的反應(yīng)為完全反應(yīng)，用“=”。（2）反應(yīng)后離子濃度降至1×10-5mol/L以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)，用“=”。如酸堿中和時[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反應(yīng)，用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠(yuǎn)低于10-5mol/L，故均用“=”。（3）難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。（4）掌握三種微溶物質(zhì)：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4（5）溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。（6）溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。2、溶解平衡方程式的書寫

注意:在沉淀后用(s)標(biāo)明狀